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Chemie · Klasse 13 · Kapitel

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Elektrische Energie aus chemischen Reaktionen

  • Entdecken Frage, Vorstellung, Bild
  • Merken kommt ins Heft
  • Beispiel vorgerechnet, Schritt für Schritt
  • Üben selbst rechnen
  • Achtung typischer Fehler
  • Weiterdenken zum Knobeln und Vernetzen

○ mit Starthilfe, ● für alle, ★ zum Weiterdenken. Du wählst mindestens eine ★-Aufgabe. Du rechnest ins Heft.

1Ich beschreibe Bau und Arbeitsweise des Daniell-Elements.

MerkenDaniell-Element

Zink wird oxidiert (Minuspol), Kupferionen werden reduziert (Pluspol).

Elektronen fließen im Draht, Ionen in der Lösung.

BeispielDaniell-Element: Bau und Arbeitsweise

Zwei Halbzellen werden mit einer Salzbrücke verbunden: Zink in einer Lösung von Zn²⁺-Ionen und Nickel in einer Lösung von Ni²⁺-Ionen. Welches Metall bildet den Minuspol, und was geschieht dort?
Schritt für Schritt
  1. Potenziale: Zink −0,76 V, Nickel −0,26 V.
  2. Das kleinere Potenzial gehört zum Donator, dem Minuspol.
  3. Zink wird oxidiert.
  1. Potenziale: Zink −0,76 V, Nickel −0,26 V.
  2. Das kleinere Potenzial gehört zum Donator, dem Minuspol.
  3. Zink wird oxidiert.
Ergebnis:
Zink, es wird oxidiert

AchtungAnode ist immer der Pluspol

So nicht
Wie lautet die Gesamtgleichung des Daniell-Elements → Zn²⁺ + Cu → Zn + Cu²⁺
So richtig
Wie lautet die Gesamtgleichung des Daniell-Elements → Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu

Frag zuerst: Wo werden Elektronen abgegeben? Dort ist die Anode, egal welches Vorzeichen sie hat.

ÜbenJetzt du

  1. ○1
    Zwei Halbzellen werden mit einer Salzbrücke verbunden: Blei in einer Lösung von Pb²⁺-Ionen und Kupfer in einer Lösung von Cu²⁺-Ionen. Welches Metall bildet den Minuspol, und was geschieht dort?
    So fängst du an:
    Potenziale: Blei −0,13 V, Kupfer +0,34 V.
    Lösung zeigen
    1. Potenziale: Blei −0,13 V, Kupfer +0,34 V.
    2. Das kleinere Potenzial gehört zum Donator, dem Minuspol.
    3. Blei wird oxidiert.
    Ergebnis:
    Blei, es wird oxidiert
  2. ●2
    Wozu dient die Salzbrücke zwischen den beiden Halbzellen?
    Lösung zeigen
    1. Ohne Brücke wäre der Stromkreis offen.
    2. In der Brücke sind bewegliche Ionen.
    3. Sie gleichen die Ladung in den Halbzellen aus.
    Ergebnis:
    Sie lässt Ionen wandern und gleicht die Ladung aus
  3. ★3
    Wie lautet die Gesamtgleichung des Daniell-Elements?
    Lösung zeigen
    1. Zink wird oxidiert: Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻.
    2. Kupferionen werden reduziert: Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu.
    3. Beide Teilgleichungen addiert.
    Ergebnis:
    Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu

2Ich ermittle Standardelektrodenpotenziale mit der Standardwasserstoff-Elektrode und lese die Spannungsreihe.

MerkenSpannungsreihe

Die Standardwasserstoff-Elektrode hat 0 V. Negativer heißt: gibt Elektronen leichter ab.

BeispielStandardpotenziale und Spannungsreihe

Ein Redoxpaar hat das Standardpotenzial −2,37 V. Was sagt das über die reduzierte Form?
Schritt für Schritt
  1. Negativ heißt: abgabefreudig.
  2. Die reduzierte Form ist der Donator.
  3. Das Metall ist stark unedel.
  1. Negativ heißt: abgabefreudig.
  2. Die reduzierte Form ist der Donator.
  3. Das Metall ist stark unedel.
Ergebnis:
Sie gibt Elektronen sehr leicht ab

AchtungDonator und Akzeptor vertauscht

So nicht
Zink ist edler, also ist Zink der Akzeptor: −0,76 V − 0,34 V = −1,10 V.
So richtig
Das Redoxpaar mit dem kleineren E° gibt Elektronen ab (Donator). Die Zellspannung ist positiv: 0,34 V − (−0,76 V) = 1,10 V.

Ordne beide Paare in der Spannungsreihe. Das untere gibt Elektronen ab, das obere nimmt sie auf.

ÜbenJetzt du

  1. ○4
    Standardpotenziale: Aluminium −1,66 V, Blei −0,13 V. Welches Metall ist das stärkere Reduktionsmittel, und warum?
    So fängst du an:
    Ein Reduktionsmittel gibt Elektronen ab.
    Lösung zeigen
    1. Ein Reduktionsmittel gibt Elektronen ab.
    2. Dazu neigt das Paar mit dem negativeren Potenzial.
    3. Das ist Aluminium.
    Ergebnis:
    Aluminium, es hat das negativere Potenzial
  2. ●5
    Welchen Wert hat das Standardpotenzial der Standardwasserstoff-Elektrode?
    Lösung zeigen
    1. Ein Potenzial braucht einen Nullpunkt.
    2. Dafür dient die Standardwasserstoff-Elektrode.
    3. Ihr Wert ist 0 V.
    Ergebnis:
    0 V, per Definition
  3. ★6
    Standardpotenziale: Magnesium −2,37 V, Zink −0,76 V. Welches Metall ist das stärkere Reduktionsmittel, und warum?
    Lösung zeigen
    1. Ein Reduktionsmittel gibt Elektronen ab.
    2. Dazu neigt das Paar mit dem negativeren Potenzial.
    3. Das ist Magnesium.
    Ergebnis:
    Magnesium, es hat das negativere Potenzial

3Ich berechne die Zellspannung unter Standardbedingungen.

MerkenZellspannung

U = E°(Akzeptor) − E°(Donator), jedes Potenzial einmal.

Daniell: 0,34 V − (−0,76 V) = 1,10 V.

BeispielZellspannung berechnen

Eine Zelle aus Aluminium (−1,66 V) und Eisen (−0,44 V) arbeitet unter Standardbedingungen. Bestimme: Wie groß ist die Zellspannung?
Schritt für Schritt
  1. Akzeptor: Eisen, Donator: Aluminium.
  2. U = −0,44 V − (−1,66 V)
  3. U = 1,22 V
  1. Akzeptor: Eisen, Donator: Aluminium.
  2. U = −0,44 V − (−1,66 V)
  3. U = 1,22 V
Ergebnis:
1,22 V

AchtungStandardpotenziale werden addiert

So nicht
Zink −0,76 V und Kupfer +0,34 V ergeben −0,42 V.
So richtig
Zellspannung ist Akzeptor minus Donator: 0,34 V − (−0,76 V) = 1,10 V.

Bestimme erst den Akzeptor, dann den Donator. Rechne E° des Akzeptors minus E° des Donators.

ÜbenJetzt du

  1. ○7
    Eine Zelle aus Magnesium (−2,37 V) und Blei (−0,13 V) arbeitet unter Standardbedingungen. Bestimme: Wie groß ist die Zellspannung?
    So fängst du an:
    Akzeptor: Blei, Donator: Magnesium.
    Lösung zeigen
    1. Akzeptor: Blei, Donator: Magnesium.
    2. U = −0,13 V − (−2,37 V)
    3. U = 2,24 V
    Ergebnis:
    2,24 V
  2. ●8
    In einer Zelle gibt Eisen (−0,44 V) Elektronen an Kupferionen (+0,34 V) ab. Bestimme: Welche Spannung liefert sie?
    Lösung zeigen
    1. Akzeptor ist Kupfer, Donator ist Eisen.
    2. U = 0,34 V − (−0,44 V).
    3. U = 0,78 V
    Ergebnis:
    0,78 V
  3. ★9
    Eine Zelle liefert 0,50 V. Das Potenzial des Donators ist −0,26 V. Bestimme: Wie groß ist das Potenzial des Akzeptors?
    Lösung zeigen
    1. U = E(Akzeptor) − E(Donator), also E(Akzeptor) = U + E(Donator).
    2. E(Akzeptor) = 0,50 V + (−0,26 V).
    3. E(Akzeptor) = 0,24 V
    Ergebnis:
    0,24 V

4Ich unterscheide Primärelement, Sekundärelement und Brennstoffzelle.

MerkenSpannungsquellen

Primärelemente sind nicht ladbar.

Akkus lädt Strom von außen. Brennstoffzellen bekommen Stoffe laufend zugeführt.

BeispielPrimär-, Sekundärelement und Brennstoffzelle

Wie ordnet man eine Alkali-Mangan-Batterie in der Fernbedienung ein?
Schritt für Schritt
  1. Frage: Kann man die Reaktion durch Strom umkehren?
  2. Werden die Stoffe laufend zugeführt?
  3. Also Primärelement.
  1. Frage: Kann man die Reaktion durch Strom umkehren?
  2. Werden die Stoffe laufend zugeführt?
  3. Also Primärelement.
Ergebnis:
Primärelement

AchtungBeim Laden läuft dieselbe Reaktion weiter

So nicht
Wie ordnet man eine Alkali-Mangan-Batterie in der Fernbedienung ein → Sekundärelement
So richtig
Wie ordnet man eine Alkali-Mangan-Batterie in der Fernbedienung ein → Primärelement

Schreib die Entladereaktion auf und kehre sie um. Wer erzwingt die Umkehr?

ÜbenJetzt du

  1. ○10
    Was geschieht beim Entladen eines Bleiakkus, wenn er Strom abgibt?
    So fängst du an:
    Beim Entladen läuft die freiwillige Reaktion.
    Lösung zeigen
    1. Beim Entladen läuft die freiwillige Reaktion.
    2. Dabei werden Blei und Bleioxid verbraucht.
    3. Die Spannung sinkt, wenn die Stoffe weniger werden.
    Ergebnis:
    Ein Stoff wird verbraucht, die Spannung sinkt allmählich
  2. ●11
    Wie ordnet man eine Knopfzelle in der Armbanduhr ein?
    Lösung zeigen
    1. Frage: Kann man die Reaktion durch Strom umkehren?
    2. Werden die Stoffe laufend zugeführt?
    3. Also Primärelement.
    Ergebnis:
    Primärelement
  3. ★12
    Warum kann man eine Brennstoffzelle theoretisch unbegrenzt betreiben, eine Batterie nicht?
    Lösung zeigen
    1. In der Batterie sind die Reaktionsstoffe begrenzt.
    2. In der Brennstoffzelle strömen sie von außen nach.
    3. Solange Wasserstoff und Sauerstoff kommen, fließt Strom.
    Ergebnis:
    Die Reaktionspartner werden von außen laufend zugeführt

5Ich erkläre Lokalelement sowie Sauerstoff- und Säurekorrosion.

MerkenKorrosion

Im Wasserfilm bildet sich ein Lokalelement.

An der Anode wird Eisen oxidiert, an der Kathode Sauerstoff oder H₃O⁺ reduziert.

BeispielLokalelement, Sauerstoff- und Säurekorrosion

Rostet ein Eisennagel unter einer Ölschicht in Wasser, das ausgekocht wurde?
Schritt für Schritt
  1. Prüfe: Sauerstoff, Wasser als Elektrolyt, Lokalelement?
  2. Es fehlt der Sauerstoff.
  3. Also rostet es kaum.
  1. Prüfe: Sauerstoff, Wasser als Elektrolyt, Lokalelement?
  2. Es fehlt der Sauerstoff.
  3. Also rostet es kaum.
Ergebnis:
Nein, es bleibt weitgehend blank

AchtungDas edlere Metall schützt das unedlere

So nicht
Man verbindet Eisen mit Kupfer, dann ist das Eisen geschützt.
So richtig
Es schützt das unedlere Metall: Zink oder Magnesium wird statt Eisen oxidiert (Opferanode). Mit Kupfer rostet das Eisen schneller.

Ordne Eisen und das Schutzmetall in der Spannungsreihe. Das mit dem kleineren Potenzial wird oxidiert.

ÜbenJetzt du

  1. ○13
    Warum korrodiert Eisen in sauren Lösungen stärker?
    So fängst du an:
    Eisen ist unedler als Wasserstoff.
    Lösung zeigen
    1. Eisen ist unedler als Wasserstoff.
    2. In Säuren sind viele H₃O⁺ vorhanden.
    3. Sie nehmen die Elektronen auf und werden zu H₂.
    Ergebnis:
    H₃O⁺-Ionen werden zu Wasserstoff reduziert
  2. ●14
    Welche Teilreaktion läuft an der Kathode bei der Sauerstoffkorrosion im neutralen Wasserfilm ab?
    Lösung zeigen
    1. Die Kathode reduziert.
    2. Im neutralen Wasserfilm wird Sauerstoff reduziert.
    3. O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻
    Ergebnis:
    O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻
  3. ★15
    Ein Wassertropfen liegt auf blankem Eisen. Warum rostet es zuerst am Rand?
    Lösung zeigen
    1. Der Rand liegt näher an der Luft.
    2. Dort wird Sauerstoff reduziert: Kathode.
    3. In der Mitte wird Eisen oxidiert, der Rost folgt dort.
    Ergebnis:
    Am Rand kommt mehr Sauerstoff heran, dort ist die Kathode

6Ich begründe Korrosionsschutz mit Opferanode und kenne ein Nanomaterial als Schutz.

MerkenKorrosionsschutz

Das unedlere Metall wird statt des edleren oxidiert (Opferanode).

Superhydrophobe Schichten halten den Wasserfilm fern.

BeispielKorrosionsschutz: Opferanode und Nanomaterial

Warum schützt ein Zinkblock am Schiffsrumpf das Eisen?
Schritt für Schritt
  1. Zink hat das negativere Potenzial.
  2. Es gibt die Elektronen ab.
  3. So bleibt das Eisen unverändert.
  1. Zink hat das negativere Potenzial.
  2. Es gibt die Elektronen ab.
  3. So bleibt das Eisen unverändert.
Ergebnis:
Zink ist unedler und wird anstelle des Eisens oxidiert

AchtungVerzinnt und verzinkt schützen gleich

So nicht
Eine Zinnschicht auf Eisen schützt auch dann, wenn sie einen Kratzer hat.
So richtig
Zinn ist edler als Eisen. Bei einem Kratzer rostet das Eisen schneller. Zink ist unedler als Eisen und schützt auch bei Beschädigung.

Schau, ob das Schichtmetall edler oder unedler als Eisen ist. Dann entscheide, wer bei einem Kratzer die Elektronen abgibt.

ÜbenJetzt du

  1. ○16
    Aluminium (−1,66 V) wird leitend mit Eisen (−0,44 V) verbunden und kommt mit Salzwasser in Berührung. Schützt es das Eisen als Opferanode?
    So fängst du an:
    Vergleiche −1,66 V mit −0,44 V.
    Lösung zeigen
    1. Vergleiche −1,66 V mit −0,44 V.
    2. Das Schutzmetall hat das kleinere Potenzial.
    3. Es gibt die Elektronen ab und schützt.
    Ergebnis:
    Ja, es ist unedler und wird statt des Eisens oxidiert
  2. ●17
    Als Opferanode für Eisen (−0,44 V) stehen Blei (−0,13 V) und Aluminium (−1,66 V) zur Wahl. Welches Metall eignet sich?
    Lösung zeigen
    1. Vergleiche beide Potenziale mit −0,44 V.
    2. Die Opferanode hat das kleinere Potenzial.
    3. Das trifft auf Aluminium zu.
    Ergebnis:
    Aluminium, es ist unedler als Eisen
  3. ★18
    Welche Eigenschaft zeigt eine superhydrophobe Oberfläche, und wie schützt sie vor Korrosion?
    Lösung zeigen
    1. Hydrophob heißt wasserabweisend.
    2. Nanostruktur und wasserabweisende Moleküle halten Wasser ab.
    3. Ohne Wasserfilm kein Elektrolyt, also keine Korrosion.
    Ergebnis:
    Wasser perlt ab, es bildet sich kein Elektrolytfilm

7Ich erkläre die Grundlagen der Elektrolyse und ein technisches Beispiel.

MerkenElektrolyse

Die Elektrolyse erzwingt eine Reaktion durch Gleichspannung.

An der Kathode wird reduziert, an der Anode oxidiert.

BeispielElektrolyse: Grundlagen und technisches Beispiel

Kupferbromidlösung wird mit Graphitelektroden elektrolysiert. Welcher Stoff entsteht an der Anode?
Schritt für Schritt
  1. Die Anode ist der Pluspol.
  2. Dort wandern die Anionen hin und geben Elektronen ab.
  3. 2 Br⁻ → Br₂ + 2 e⁻
  1. Die Anode ist der Pluspol.
  2. Dort wandern die Anionen hin und geben Elektronen ab.
  3. 2 Br⁻ → Br₂ + 2 e⁻
Ergebnis:
Brom

AchtungKathode und Anode vertauscht bei der Elektrolyse

So nicht
Die Anionen wandern zur Kathode, weil dort die Reduktion stattfindet.
So richtig
Anionen wandern zur Anode und werden dort oxidiert. Kationen wandern zur Kathode und werden dort reduziert.

Markiere erst die Pole der Spannungsquelle. Zeichne dann, wohin Kationen und Anionen wandern.

ÜbenJetzt du

  1. ○19
    Silberiodidschmelze wird mit Graphitelektroden elektrolysiert. Welcher Stoff entsteht an der Anode?
    So fängst du an:
    Die Anode ist der Pluspol.
    Lösung zeigen
    1. Die Anode ist der Pluspol.
    2. Dort wandern die Anionen hin und geben Elektronen ab.
    3. 2 I⁻ → I₂ + 2 e⁻
    Ergebnis:
    Iod
  2. ●20
    Zinkiodidlösung wird mit Graphitelektroden elektrolysiert. Welcher Stoff entsteht an der Anode?
    Lösung zeigen
    1. Die Anode ist der Pluspol.
    2. Dort wandern die Anionen hin und geben Elektronen ab.
    3. 2 I⁻ → I₂ + 2 e⁻
    Ergebnis:
    Iod
  3. ★21
    Bei einer Elektrolyse beginnt der Strom erst oberhalb einer Mindestspannung zu fließen. Wie heißt sie?
    Lösung zeigen
    1. Ohne Mindestspannung fließt kein Dauerstrom.
    2. Sie entspricht der Spannung der umgekehrten Zelle.
    3. Der Name: Zersetzungsspannung.
    Ergebnis:
    Zersetzungsspannung

8Ich wende die Nernst-Gleichung und die Faraday-Gesetze an (Leistungskurs).

MerkenBerechnungen

Nernst: E = E° + (0,059 V : z) · lg c(Ox) : c(Red).

Faraday: n = I · t : (z · F), F = 96.485 C/mol.

BeispielNernst-Gleichung und Faraday-Gesetze

Eine Silberelektrode taucht in eine Lösung mit c = 0,001 mol/L ihrer Ionen (E° = +0,80 V, z = 1). Bestimme: Welches Potenzial hat sie bei 25 Grad Celsius?
Schritt für Schritt
  1. lg 0,001 = −3
  2. E = +0,80 V + (0,059 V : 1) · (−3)
  3. E = 0,62 V
  1. lg 0,001 = −3
  2. E = +0,80 V + (0,059 V : 1) · (−3)
  3. E = 0,62 V
Ergebnis:
0,62 V

AchtungNernst-Gleichung ohne Logarithmus gerechnet

So nicht
E = 0,34 V + 0,059 V · 0,01 = 0,34 V, die Konzentration ändert fast nichts.
So richtig
E = 0,34 V + (0,059 V : 2) · lg 0,01 = 0,34 V − 0,059 V = 0,28 V.

Berechne zuerst lg c. Setze dann den Wert in die Gleichung ein und teile durch z.

ÜbenJetzt du

  1. ○22
    Eine Silberelektrode taucht in eine Lösung mit c = 0,01 mol/L ihrer Ionen (E° = +0,80 V, z = 1). Bestimme: Welches Potenzial hat sie bei 25 Grad Celsius?
    So fängst du an:
    lg 0,01 = −2
    Lösung zeigen
    1. lg 0,01 = −2
    2. E = +0,80 V + (0,059 V : 1) · (−2)
    3. E = 0,68 V
    Ergebnis:
    0,68 V
  2. ●23
    Eine Kupferelektrode taucht in eine Lösung mit c = 0,01 mol/L ihrer Ionen (E° = +0,34 V, z = 2). Bestimme: Welches Potenzial hat sie bei 25 Grad Celsius?
    Lösung zeigen
    1. lg 0,01 = −2
    2. E = +0,34 V + (0,059 V : 2) · (−2)
    3. E = 0,28 V
    Ergebnis:
    0,28 V
  3. ★24
    Bestimme: Wie groß ist das Potenzial einer Kupferelektrode in einer Lösung mit c(Cu²⁺) = 0,01 mol/L bei 25 Grad Celsius? E° = +0,34 V.
    Lösung zeigen
    1. E = E° + (0,059 V : z) · lg c.
    2. z = 2, lg 0,01 = −2.
    3. E = 0,34 V − 0,059 V = 0,28 V.
    Ergebnis:
    0,28 V

Vermischte Übungen

Alles durcheinander – wie in der Arbeit. Überleg bei jeder Aufgabe zuerst: Welches Ziel ist das?

Üben

  1. ●25
    Zwei Halbzellen werden mit einer Salzbrücke verbunden: Magnesium in einer Lösung von Mg²⁺-Ionen und Aluminium in einer Lösung von Al³⁺-Ionen. Welches Metall bildet den Minuspol, und was geschieht dort?
    Lösung zeigen
    1. Potenziale: Magnesium −2,37 V, Aluminium −1,66 V.
    2. Das kleinere Potenzial gehört zum Donator, dem Minuspol.
    3. Magnesium wird oxidiert.
    Ergebnis:
    Magnesium, es wird oxidiert
  2. ●26
    Standardpotenziale: Kupfer +0,34 V, Silber +0,80 V. Welches Metall ist das stärkere Reduktionsmittel, und warum?
    Lösung zeigen
    1. Ein Reduktionsmittel gibt Elektronen ab.
    2. Dazu neigt das Paar mit dem negativeren Potenzial.
    3. Das ist Kupfer.
    Ergebnis:
    Kupfer, es hat das negativere Potenzial
  3. ●27
    Wie ordnet man der Akku eines Laptops ein?
    Lösung zeigen
    1. Frage: Kann man die Reaktion durch Strom umkehren?
    2. Werden die Stoffe laufend zugeführt?
    3. Also Sekundärelement.
    Ergebnis:
    Sekundärelement
  4. ●28
    Rostet ein Stahlträger in einer Betonwand mit trockener Innenluft?
    Lösung zeigen
    1. Prüfe: Sauerstoff, Wasser als Elektrolyt, Lokalelement?
    2. Im alkalischen und trockenen Beton fehlen Wasser und Säure.
    3. Also rostet es kaum.
    Ergebnis:
    Nein, es bleibt weitgehend blank
  5. ●29
    Magnesium (−2,37 V) wird leitend mit Eisen (−0,44 V) verbunden und kommt mit Salzwasser in Berührung. Schützt es das Eisen als Opferanode?
    Lösung zeigen
    1. Vergleiche −2,37 V mit −0,44 V.
    2. Das Schutzmetall hat das kleinere Potenzial.
    3. Es gibt die Elektronen ab und schützt.
    Ergebnis:
    Ja, es ist unedler und wird statt des Eisens oxidiert
  6. ●30
    Kupferbromidlösung wird mit Graphitelektroden elektrolysiert. Welche Teilgleichung beschreibt die Kathode?
    Lösung zeigen
    1. Die Kathode ist der Minuspol.
    2. Dort wandern die Kationen hin und nehmen Elektronen auf.
    3. Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu
    Ergebnis:
    Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu

Auf einen Blick

MerkenDas Wichtigste

Daniell-Element
Zink wird oxidiert (Minuspol), Kupferionen werden reduziert (Pluspol).
Spannungsreihe
Die Standardwasserstoff-Elektrode hat 0 V. Negativer heißt: gibt Elektronen leichter ab.
Zellspannung
U = E°(Akzeptor) − E°(Donator), jedes Potenzial einmal.
Spannungsquellen
Primärelemente sind nicht ladbar.
Korrosion
Im Wasserfilm bildet sich ein Lokalelement.
Korrosionsschutz
Das unedlere Metall wird statt des edleren oxidiert (Opferanode).
Elektrolyse
Die Elektrolyse erzwingt eine Reaktion durch Gleichspannung.
Berechnungen
Nernst: E = E° + (0,059 V : z) · lg c(Ox) : c(Red).

Kannst du das?

Je Ziel eine Aufgabe. Rechne sie ins Heft, dann kreuz ehrlich an. Keine Punkte, keine Note – der Test ist für dich.

ÜbenSelbsttest

  1. Ich beschreibe Bau und Arbeitsweise des Daniell-Elements.

    31
    Zwei Halbzellen werden mit einer Salzbrücke verbunden: Aluminium in einer Lösung von Al³⁺-Ionen und Blei in einer Lösung von Pb²⁺-Ionen. Welches Metall bildet den Minuspol, und was geschieht dort?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Aluminium, es wird oxidiert

  2. Ich ermittle Standardelektrodenpotenziale mit der Standardwasserstoff-Elektrode und lese die Spannungsreihe.

    32
    Standardpotenziale: Magnesium −2,37 V, Silber +0,80 V. Welches Metall ist das stärkere Reduktionsmittel, und warum?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Magnesium, es hat das negativere Potenzial

  3. Ich berechne die Zellspannung unter Standardbedingungen.

    33
    Eine Zelle aus Aluminium (−1,66 V) und Eisen (−0,44 V) arbeitet unter Standardbedingungen. Bestimme: Wie groß ist die Zellspannung?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    1,22 V

  4. Ich unterscheide Primärelement, Sekundärelement und Brennstoffzelle.

    34
    Was unterscheidet eine Alkali-Mangan-Batterie von einem Lithium-Ionen-Akku?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Die Batterie ist nicht wiederaufladbar, der Akku wird durch eine erzwungene Umkehrung geladen

  5. Ich erkläre Lokalelement sowie Sauerstoff- und Säurekorrosion.

    35
    Welche Teilreaktion läuft an der Kathode bei der Sauerstoffkorrosion im neutralen Wasserfilm ab?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻

  6. Ich begründe Korrosionsschutz mit Opferanode und kenne ein Nanomaterial als Schutz.

    36
    Magnesium (−2,37 V) wird leitend mit Eisen (−0,44 V) verbunden und kommt mit Salzwasser in Berührung. Schützt es das Eisen als Opferanode?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Ja, es ist unedler und wird statt des Eisens oxidiert

  7. Ich erkläre die Grundlagen der Elektrolyse und ein technisches Beispiel.

    37
    Kupferbromidlösung wird mit Graphitelektroden elektrolysiert. Welche Teilgleichung beschreibt die Kathode?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu

  8. Ich wende die Nernst-Gleichung und die Faraday-Gesetze an (Leistungskurs).

    38
    Eine Silberelektrode taucht in eine Lösung mit c = 0,1 mol/L ihrer Ionen (E° = +0,80 V, z = 1). Bestimme: Welches Potenzial hat sie bei 25 Grad Celsius?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    0,74 V

Bei „unsicher“ oder „noch nicht“: Lies den Abschnitt zum Ziel noch einmal und rechne seine drei Aufgaben.

Wörter

Gleichung
zwei Rechnungen, die gleich viel wert sind

Lösungen

  1. Blei, es wird oxidiert
  2. Sie lässt Ionen wandern und gleicht die Ladung aus
  3. Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu
  4. Aluminium, es hat das negativere Potenzial
  5. 0 V, per Definition
  6. Magnesium, es hat das negativere Potenzial
  7. 2,24 V
  8. 0,78 V
  9. 0,24 V
  10. Ein Stoff wird verbraucht, die Spannung sinkt allmählich
  11. Primärelement
  12. Die Reaktionspartner werden von außen laufend zugeführt
  13. H₃O⁺-Ionen werden zu Wasserstoff reduziert
  14. O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻
  15. Am Rand kommt mehr Sauerstoff heran, dort ist die Kathode
  16. Ja, es ist unedler und wird statt des Eisens oxidiert
  17. Aluminium, es ist unedler als Eisen
  18. Wasser perlt ab, es bildet sich kein Elektrolytfilm
  19. Iod
  20. Iod
  21. Zersetzungsspannung
  22. 0,68 V
  23. 0,28 V
  24. 0,28 V
  25. Magnesium, es wird oxidiert
  26. Kupfer, es hat das negativere Potenzial
  27. Sekundärelement
  28. Nein, es bleibt weitgehend blank
  29. Ja, es ist unedler und wird statt des Eisens oxidiert
  30. Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu
  31. Aluminium, es wird oxidiert
  32. Magnesium, es hat das negativere Potenzial
  33. 1,22 V
  34. Die Batterie ist nicht wiederaufladbar, der Akku wird durch eine erzwungene Umkehrung geladen
  35. O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻
  36. Ja, es ist unedler und wird statt des Eisens oxidiert
  37. Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu
  38. 0,74 V